11 acides en chimie. Acides : classification et propriétés chimiques. Densité de divers acides

Acides sont des substances complexes dont les molécules comprennent des atomes d'hydrogène qui peuvent être remplacés ou échangés contre des atomes métalliques et un résidu acide.

En fonction de la présence ou de l'absence d'oxygène dans la molécule, les acides sont divisés en acides contenant de l'oxygène.(Acide sulfurique H 2 SO 4, acide sulfureux H 2 SO 3, acide nitrique HNO 3, acide phosphorique H 3 PO 4, acide carbonique H 2 CO 3, acide silicique H 2 SiO 3) et sans oxygène(Acide fluorhydrique HF, acide chlorhydrique HCl (acide chlorhydrique), acide bromhydrique HBr, acide iodhydrique HI, acide sulfure d'hydrogène H 2 S).

Selon le nombre d'atomes d'hydrogène dans la molécule d'acide, les acides sont monobasiques (avec 1 atome d'H), dibasiques (avec 2 atomes d'H) et tribasiques (avec 3 atomes d'H). Par exemple, l'acide nitrique HNO 3 est monobasique, puisque sa molécule contient un atome d'hydrogène, l'acide sulfurique H 2 SO 4 – dibasique, etc.

Il existe très peu de composés inorganiques contenant quatre atomes d’hydrogène pouvant être remplacés par un métal.

La partie d’une molécule acide sans hydrogène est appelée résidu acide.

Résidus acides peut être constitué d'un atome (-Cl, -Br, -I) - ce sont de simples résidus acides, ou ils peuvent être constitués d'un groupe d'atomes (-SO 3, -PO 4, -SiO 3) - ce sont des résidus complexes.

Dans les solutions aqueuses, lors des réactions d'échange et de substitution, les résidus acides ne sont pas détruits :

H 2 SO 4 + CuCl 2 → CuSO 4 + 2 HCl

Le mot anhydride signifie anhydre, c'est-à-dire un acide sans eau. Par exemple,

H 2 SO 4 – H 2 O → SO 3. Les acides anoxiques n'ont pas d'anhydrides.

Les acides tirent leur nom du nom de l'élément acidogène (agent acidogène) avec l'ajout des terminaisons « naya » et moins souvent « vaya » : H 2 SO 4 - sulfurique ; H 2 SO 3 – charbon ; H 2 SiO 3 – silicium, etc.

L'élément peut former plusieurs acides oxygénés. Dans ce cas, les terminaisons indiquées dans les noms d'acides seront lorsque l'élément présente une valence plus élevée (la molécule d'acide contient une teneur élevée en atomes d'oxygène). Si l'élément présente une valence inférieure, la terminaison du nom de l'acide sera « vide » : HNO 3 - nitrique, HNO 2 - azoté.

Les acides peuvent être obtenus en dissolvant des anhydrides dans l'eau. Si les anhydrides sont insolubles dans l'eau, l'acide peut être obtenu par action d'un autre acide plus fort sur le sel de l'acide recherché. Cette méthode est typique pour l'oxygène et les acides sans oxygène. Les acides sans oxygène sont également obtenus par synthèse directe à partir d'hydrogène et d'un non-métal, suivie de la dissolution du composé obtenu dans l'eau :

H 2 + Cl 2 → 2 HCl;

H2 + S → H2S.

Les solutions des substances gazeuses résultantes HCl et H 2 S sont des acides.

Dans des conditions normales, les acides existent à la fois à l’état liquide et solide.

Propriétés chimiques des acides

Les solutions acides agissent sur des indicateurs. Tous les acides (sauf silicique) sont hautement solubles dans l'eau. Substances spéciales - les indicateurs vous permettent de déterminer la présence d'acide.

Les indicateurs sont des substances de structure complexe. Ils changent de couleur en fonction de leur interaction avec différents produits chimiques. Dans les solutions neutres, ils ont une couleur, dans les solutions de bases, ils ont une autre couleur. Lorsqu'ils interagissent avec un acide, ils changent de couleur : l'indicateur méthylorange devient rouge et l'indicateur tournesol devient également rouge.

Interagir avec les bases avec formation d'eau et de sel, qui contient un résidu acide inchangé (réaction de neutralisation) :

H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + 2 H 2 O.

Interagir avec les oxydes de base avec formation d'eau et de sel (réaction de neutralisation). Le sel contient le résidu acide de l'acide qui a été utilisé dans la réaction de neutralisation :

H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 → 2 FePO 4 + 3 H 2 O.

Interagissez avec les métaux. Pour que les acides interagissent avec les métaux, certaines conditions doivent être remplies :

1. le métal doit être suffisamment actif vis-à-vis des acides (dans la série d'activité des métaux il doit être situé avant l'hydrogène). Plus un métal se situe vers la gauche dans la série d'activités, plus il interagit intensément avec les acides ;

2. l'acide doit être suffisamment fort (c'est-à-dire capable de donner des ions hydrogène H +).

Lorsque des réactions chimiques de l'acide avec des métaux se produisent, du sel se forme et de l'hydrogène est libéré (sauf pour l'interaction des métaux avec les acides nitrique et sulfurique concentré) :

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 ;

Cu + 4HNO 3 → CuNO 3 + 2 NO 2 + 2 H 2 O.

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Goût aigre, effet sur les indicateurs, conductivité électrique, interaction avec les métaux, les oxydes basiques et amphotères, les bases et les sels, formation d'esters avec les alcools - ces propriétés sont communes aux acides inorganiques et organiques.

1. Dans l'eau, les acides se dissocient en cations hydrogène et anions de résidus acides, par exemple :

Les solutions acides changent la couleur des indicateurs : tournesol - en rouge, méthylorange - en rose, la couleur de la phénolphtaléine ne change pas.

2. Les solutions d'acides réagissent avec les métaux situés à gauche de l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques, sous réserve d'un certain nombre de conditions, dont la plus importante est la formation d'un sel soluble à la suite de la réaction. Compte tenu de cette propriété des acides inorganiques et organiques, nous soulignons que l'interaction de HNO 3 et H 2 SO 4 (conc.) avec les métaux (tableau 19) se déroule différemment, mais ces caractéristiques de ces acides seront expliquées un peu plus tard.

Tableau 19
Produits d'interaction
substances simples avec des acides nitrique et sulfurique

3. Les acides inorganiques et organiques interagissent avec les oxydes basiques et amphotères, à condition qu'un sel soluble se forme :

4. Les deux acides réagissent avec les bases. Les acides polybasiques peuvent former à la fois des sels intermédiaires et des sels acides (ce sont des réactions de neutralisation) :

5. La réaction entre les acides et les sels ne se produit que si un gaz ou un précipité se forme :

L'interaction de l'acide phosphorique H 2 PO 4 avec le calcaire s'arrêtera du fait de la formation d'un précipité insoluble de phosphate de calcium Ca 3 (PO 4) 2 à la surface de ce dernier.

6. Les esters ne forment pas seulement des acides organiques selon l'équation générale :

mais aussi des acides inorganiques, par exemple nitrique et sulfurique :

Une réaction similaire impliquant deux et trois groupes hydroxyle de la cellulose lors de sa nitration conduit à la production d'esters : di- et trinitrocellulose - substances nécessaires à la production de poudre à canon sans fumée.

Dans le même temps, certains représentants des acides minéraux et organiques possèdent également des propriétés particulières.

Les particularités des propriétés des acides nitriques HNO 3 et sulfuriques concentrés H 2 SO 4 (conc.) sont dues au fait que lorsqu'ils interagissent avec des substances simples (métaux et non-métaux), les agents oxydants ne seront pas des cations H+, mais des ions nitrate et sulfate. Il est logique de s'attendre à ce qu'à la suite de telles réactions, ce ne soit pas de l'hydrogène H2 qui se forme, mais d'autres substances soient obtenues : nécessairement du sel et de l'eau, ainsi qu'un des produits de la réduction des ions nitrate ou sulfate, selon la concentration des acides, la position du métal dans la série de tensions et les conditions de réaction (température, degré de broyage du métal, etc.).

Il convient de noter que le troisième produit de la réaction des métaux avec ces acides se forme souvent en « bouquet » - un mélange avec d'autres produits, mais nous avons indiqué les produits prédominants dans le tableau 19.

Ces caractéristiques du comportement chimique de HNO 3 et H 2 SO 4 (conc.) illustrent clairement la thèse de la théorie de la structure chimique sur l'influence mutuelle des atomes dans les molécules des substances. Cela peut également être observé dans les propriétés des acides organiques, tels que les acides acétique et formique.

L'acide acétique CH 3 COOH, comme les autres acides carboxyliques, contient un radical hydrocarboné dans sa molécule. Dans celui-ci, des réactions de remplacement des atomes d'hydrogène par des atomes d'halogène sont possibles :

Sous l'influence des atomes d'halogène dans une molécule d'acide, son degré de dissociation augmente considérablement. Par exemple, l’acide chloroacétique est presque 100 fois plus puissant que l’acide acétique (pourquoi ?).

L'acide formique HCOOH, contrairement à l'acide acétique, ne possède pas de radical hydrocarboné dans sa molécule. Au lieu de cela, il contient un atome d'hydrogène et est donc une substance à double fonction - un acide aldéhyde et, contrairement à d'autres acides carboxyliques, donne une réaction « miroir d'argent » :

L'acide carbonique H 2 CO 3 résultant se décompose en eau et en dioxyde de carbone, qui, en excès d'ammoniac, se transforment en bicarbonate d'ammonium.

Dans la tâche 11, le thème des propriétés chimiques se poursuit, cette fois avec les acides et les bases.

Théorie de la tâche n°11 OGE en chimie

Acides

Permettez-moi de vous rappeler que acides sont des composés chimiques qui se dissocient en protons (H+). Des exemples d'acides les plus simples sont chlorhydrique (HCl), sulfurique (H2SO4), nitrique (HNO3).

Terrains

Terrains idem - substances qui se dissocient en ions hydroxyde (OH-).

Les exemples les plus simples sont l'hydroxyde de potassium et l'hydroxyde de sodium (KOH et NaOH). À propos, ce n’est pas pour rien qu’on les appelle caustiques. Ils se corrodent et piquent vraiment au contact de la peau. Il ne faut donc pas sous-estimer leur danger.

Passons donc à l'examen des propriétés chimiques de ces classes.

Propriétés chimiques des acides

Nous avons discuté de la classification des acides dans. Avant d'étudier plus en profondeur les propriétés chimiques, je recommande de rappeler la classification des acides pour une compréhension générale.

Passons donc à l'examen des propriétés des acides :

réaction avec des oxydes basiques: La réaction de l'oxyde de calcium avec l'acide chlorhydrique est donnée à titre d'exemple. Les produits de cette réaction sont du sel, du chlorure de calcium, utilisé pour arroser les routes en cas de verglas, et de l'eau, que nous buvons quotidiennement.

réaction avec des oxydes amphotères, par exemple l'oxyde de zinc :

réaction des acides avec les alcalis est appelée neutralisation. A titre d'exemple, la réaction de l'hydroxyde de sodium avec l'acide chlorhydrique est donnée ; les produits sont du sel (dans cet exemple, du sel de table) et de l'eau.

réactions d'échange avec les sels, si la réaction entraîne la formation d'une substance ou d'un gaz insoluble. A titre d'exemple, la réaction du chlorure de baryum avec l'acide sulfurique est donnée, ce qui entraîne la formation d'un précipité de sulfate de baryum et de chlorure d'hydrogène volatil.

réaction avec des bases insolubles, par exemple l'hydroxyde de cuivre avec de l'acide sulfurique :

déplacement des acides faibles des solutions de leurs sels, par exemple les sels de l'acide phosphorique et de l'acide chlorhydrique :

réaction avec les métaux, se trouvant dans la série de tensions jusqu'à l'hydrogène - un exemple est la réaction du magnésium avec l'acide chlorhydrique :

Propriétés chimiques des bases

Avant d'étudier les propriétés chimiques des bases, il est utile de rappeler la classification des bases.

Passons donc à l'analyse des propriétés chimiques des bases :

la réaction ci-dessus avec les acides - réaction de neutralisation
réaction avec des bases amphotères, par exemple, l'hydroxyde de zinc et d'aluminium :

réaction avec les oxydes d'acide avec formation de sel et d'eau. Exemple - réaction de l'hydroxyde de sodium avec l'oxyde de silicium (gravure du verre) :

réactions d'échange avec les sels si des sédiments ou des gaz (ammoniac) se forment. Exemple - réaction de l'hydroxyde de baryum avec le sulfate de sodium :

Analyse des options typiques pour les tâches OGE en chimie

Première version de la tâche

Les éléments suivants réagissent avec l'acide chlorhydrique :

nitrate d'argent
nitrate de baryum
argent
oxyde de silicium

Considérons chaque cas :

Acide chlorhydrique et nitrate d'argent. Le nitrate d'argent étant un sel, une réaction d'échange est possible si le produit de la réaction est un précipité ou un gaz. Le produit peut être de l'acide nitrique (soluble) et chlorure d'argentUN (insoluble - sédiment de fromage blanc ). Cela signifie qu'une réaction est possible et que la réponse nous convient.
Nitrate de baryum et acide chlorhydrique. Produits de cette réaction d'échange soluble (acide nitrique et chlorure de baryum), donc pas de réaction .
Argent est dans la série de tensions après l'hydrogène, donc ne réagit pas avec les acides non oxydants Et.
Oxyde de silicium - oxyde d'acide Et ne réagit pas avec les acides .

Bases, hydroxydes amphotères

Les bases sont des substances complexes constituées d'atomes métalliques et d'un ou plusieurs groupes hydroxyle (-OH). La formule générale est Me +y (OH) y, où y est le nombre de groupes hydroxo égal à l'état d'oxydation du métal Me. Le tableau montre la classification des bases.

Propriétés des alcalis, hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux

1. Les solutions aqueuses d'alcalis sont savonneuses au toucher et changent la couleur des indicateurs : tournesol - bleu, phénolphtaléine - cramoisi.

2. Les solutions aqueuses se dissocient :

3. Interagissez avec les acides en entrant dans une réaction d'échange :

Les bases polyacides peuvent donner des sels moyens et basiques :

4. Réagir avec les oxydes acides en formant des sels moyens et acides selon la basicité de l'acide correspondant à cet oxyde :

5. Interagissez avec les oxydes et hydroxydes amphotères :

a) fusion :

b) en solution :

6. Interagissez avec les sels solubles dans l'eau si un précipité ou un gaz se forme :

Les bases insolubles (Cr(OH) 2, Mn(OH) 2, etc.) interagissent avec les acides et se décomposent lorsqu'elles sont chauffées :

Hydroxydes amphotères

Les composés amphotères sont des composés qui, selon les conditions, peuvent être à la fois des donneurs de cations hydrogène et présenter des propriétés acides, et leurs accepteurs, c'est-à-dire présenter des propriétés basiques.

Propriétés chimiques des composés amphotères

1. Interagissant avec des acides forts, ils présentent des propriétés basiques :

Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2. Interagissant avec les alcalis - bases fortes, ils présentent des propriétés acides :

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ( sel complexe)

Al(OH) 3 + NaOH = Na ( sel complexe)

Les composés complexes sont ceux dans lesquels au moins une liaison covalente est formée par un mécanisme donneur-accepteur.

La méthode générale de préparation des bases est basée sur des réactions d'échange, à l'aide desquelles des bases insolubles et solubles peuvent être obtenues.

CuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 ↓ + K 2 SO 4

K 2 CO 3 + Ba(OH) 2 = 2 KOH + BaCO 3 ↓

Lorsque des bases solubles sont obtenues par cette méthode, un sel insoluble précipite.

Lors de la préparation de bases insolubles dans l'eau ayant des propriétés amphotères, un excès d'alcali doit être évité, car une dissolution de la base amphotère peut se produire, par exemple :

AlCl 3 + 4KOH = K[Al(OH) 4 ] + 3KCl

Dans de tels cas, l'hydroxyde d'ammonium est utilisé pour obtenir des hydroxydes dans lesquels les hydroxydes amphotères ne se dissolvent pas :

AlCl 3 + 3NH 3 + ZH 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Les hydroxydes d'argent et de mercure se décomposent si facilement qu'en essayant de les obtenir par réaction d'échange, à la place des hydroxydes, des oxydes précipitent :

2AgNO 3 + 2KOH = Ag 2 O↓ + H 2 O + 2KNO 3

Dans l'industrie, les alcalis sont généralement obtenus par électrolyse de solutions aqueuses de chlorures.

2NaCl + 2H 2 O → ϟ → 2NaOH + H 2 + Cl 2

Les alcalis peuvent également être obtenus en faisant réagir des métaux alcalins et alcalino-terreux ou leurs oxydes avec de l'eau.

2Li + 2H 2 O = 2LiOH + H 2

SrO + H 2 O = Sr(OH) 2

Acides

Les acides sont des substances complexes dont les molécules sont constituées d'atomes d'hydrogène qui peuvent être remplacés par des atomes métalliques et des résidus acides. Dans des conditions normales, les acides peuvent être solides (phosphorique H 3 PO 4 ; silicium H 2 SiO 3) et liquide (sous sa forme pure, l'acide sulfurique H 2 SO 4 sera un liquide).

Des gaz tels que le chlorure d'hydrogène HCl, le bromure d'hydrogène HBr, le sulfure d'hydrogène H 2 S forment les acides correspondants dans les solutions aqueuses. Le nombre d'ions hydrogène formés par chaque molécule d'acide lors de la dissociation détermine la charge du résidu acide (anion) et la basicité de l'acide.

Selon théorie protolytique des acides et des bases, proposé simultanément par le chimiste danois Brønsted et le chimiste anglais Lowry, un acide est une substance se séparer avec cette réaction des protons, UN base- une substance qui peut accepter les protons.

acide → base + H +

Sur la base de telles idées, il est clair propriétés fondamentales de l'ammoniac, qui, en raison de la présence d'une seule paire d'électrons au niveau de l'atome d'azote, accepte efficacement un proton lors de l'interaction avec des acides, formant un ion ammonium via une liaison donneur-accepteur.

HNO 3 + NH 3 ⇆ NH 4 + + NON 3 —

acide base acide base

Définition plus générale des acides et des bases proposé par le chimiste américain G. Lewis. Il a suggéré que les interactions acide-base sont complètement ne se produisent pas nécessairement avec le transfert de protones. Dans la détermination de Lewis des acides et des bases, le rôle principal dans les réactions chimiques est joué par paires d'électrons

Les cations, anions ou molécules neutres capables d'accepter une ou plusieurs paires d'électrons sont appelés Acides de Lewis.

Par exemple, le fluorure d'aluminium AlF 3 est un acide, car il est capable d'accepter une paire d'électrons lorsqu'il interagit avec l'ammoniac.

AlF 3 + :NH 3 ⇆ :

Les cations, anions ou molécules neutres capables de donner des paires d'électrons sont appelés bases de Lewis (l'ammoniac est une base).

La définition de Lewis couvre tous les processus acido-basiques pris en compte par les théories proposées précédemment. Le tableau compare les définitions des acides et des bases actuellement utilisées.

Nomenclature des acides

Puisqu’il existe différentes définitions des acides, leur classification et leur nomenclature sont plutôt arbitraires.

Selon le nombre d'atomes d'hydrogène capables d'être éliminés dans une solution aqueuse, les acides sont divisés en monobasique(par exemple HF, HNO 2), dibasique(H 2 CO 3, H 2 SO 4) et tribasique(H 3 PO 4).

Selon la composition de l'acide, ils sont divisés en sans oxygène(HCl, H 2 S) et contenant de l'oxygène(HClO 4, HNO 3).

Généralement noms d'acides contenant de l'oxygène sont dérivés du nom du non-métal avec l'ajout des terminaisons -kai, -vaya, si l'état d'oxydation du non-métal est égal au numéro de groupe. À mesure que l'état d'oxydation diminue, les suffixes changent (par ordre décroissant de l'état d'oxydation du métal) : -opaque, rouillé, -ovish :

Si nous considérons la polarité de la liaison hydrogène-non-métal au cours d'une période, nous pouvons facilement relier la polarité de cette liaison à la position de l'élément dans le tableau périodique. À partir des atomes métalliques, qui perdent facilement des électrons de valence, les atomes d'hydrogène acceptent ces électrons, formant une coque stable à deux électrons comme la coque d'un atome d'hélium, et donnent des hydrures métalliques ioniques.

Dans les composés hydrogènes des éléments des groupes III-IV du tableau périodique, le bore, l'aluminium, le carbone et le silicium forment des liaisons covalentes et faiblement polaires avec des atomes d'hydrogène qui ne sont pas sujets à la dissociation. Pour les éléments des groupes V-VII du tableau périodique, au cours d'une période, la polarité de la liaison non métallique-hydrogène augmente avec la charge de l'atome, mais la répartition des charges dans le dipôle résultant est différente de celle des composés hydrogènes des éléments qui ont tendance à donner des électrons. Les atomes non métalliques, qui nécessitent plusieurs électrons pour compléter la couche électronique, attirent (polarisent) une paire d'électrons de liaison d'autant plus fortement que la charge nucléaire est grande. Par conséquent, dans la série CH 4 - NH 3 - H 2 O - HF ou SiH 4 - PH 3 - H 2 S - HCl, les liaisons avec les atomes d'hydrogène, tout en restant covalentes, deviennent de nature plus polaire, et l'atome d'hydrogène dans le Le dipôle de liaison élément-hydrogène devient plus électropositif. Si des molécules polaires se retrouvent dans un solvant polaire, un processus de dissociation électrolytique peut se produire.

Discutons du comportement des acides contenant de l'oxygène dans les solutions aqueuses. Ces acides ont une liaison H-O-E et, naturellement, la polarité de la liaison H-O est influencée par la liaison O-E. Par conséquent, ces acides se dissocient généralement plus facilement que l’eau.

H 2 SO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + HSO 3

HNO 3 + H 2 O ⇆ H 3 O + + NON 3

Regardons quelques exemples propriétés des acides contenant de l'oxygène, formé d'éléments capables de présenter différents degrés d'oxydation. Il est connu que acide hypochloreux HClO très faible acide chloreux HClO 2 également faible, mais plus fort que l'acide hypochloreux, hypochloreux HClO 3 fort. L'acide perchlorique HClO 4 est l'un des le plus fort acides inorganiques.

Pour la dissociation acide (avec élimination de l'ion H), le clivage de la liaison O-H est nécessaire. Comment expliquer la diminution de la force de cette liaison dans la série HClO - HClO 2 - HClO 3 - HClO 4 ? Dans cette série, le nombre d’atomes d’oxygène associés à l’atome de chlore central augmente. Chaque fois qu’une nouvelle liaison oxygène-chlore se forme, la densité électronique est extraite de l’atome de chlore, et donc de la liaison simple O-Cl. En conséquence, la densité électronique quitte partiellement la liaison O-H, qui s’en trouve affaiblie.

Ce modèle - renforcement des propriétés acides avec un degré croissant d'oxydation de l'atome central - caractéristique non seulement du chlore, mais aussi d'autres éléments. Par exemple, l'acide nitrique HNO 3, dans lequel le degré d'oxydation de l'azote est +5, est plus fort que l'acide nitreux HNO 2 (le degré d'oxydation de l'azote est +3) ; l'acide sulfurique H 2 SO 4 (S +6) est plus fort que l'acide sulfureux H 2 SO 3 (S +4).

Obtention d'acides

1. Des acides sans oxygène peuvent être obtenus par combinaison directe de non-métaux avec de l'hydrogène.

H 2 + Cl 2 → 2HCl,

H 2 + S ⇆ H 2 S

2. Certains acides contenant de l'oxygène peuvent être obtenus interaction des oxydes d'acide avec l'eau.

3. Des acides sans oxygène et contenant de l'oxygène peuvent être obtenus par des réactions métaboliques entre les sels et les autres acides.

BaBr 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2НВr

CuSO 4 + H 2 S = H 2 SO 4 + CuS↓

FeS + H 2 SO 4 (pa zb) = H 2 S + FeSO 4

NaCl (T) + H 2 SO 4 (conc) = HCl + NaHSO 4

AgNO 3 + HCl = AgCl↓ + HNO 3

CaCO 3 + 2HBr = CaBr 2 + CO 2 + H 2 O

4. Certains acides peuvent être obtenus en utilisant Réactions redox.

H 2 O 2 + SO 2 = H 2 SO 4

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = ZN 3 PO 4 + 5NO 2

peut être divisé en deux types de réactions :

1) sont communs Pour acides les réactions sont associées à la formation d'ions hydronium H 3 O + dans des solutions aqueuses ;

2) spécifique(c'est-à-dire caractéristiques) réactions acides spécifiques.

L'ion hydrogène peut entrer dans rédox réaction, réduction en hydrogène, ainsi que dans une réaction composée avec des particules chargées négativement ou neutres ayant des paires d'électrons libres, c'est-à-dire dans réactions acido-basiques.

Les propriétés générales des acides comprennent les réactions des acides avec des métaux dans la série de tension jusqu'à l'hydrogène, par exemple :

Zn + 2Н + = Zn 2+ + Н 2

Les réactions acide-base comprennent des réactions avec des oxydes et des bases basiques, ainsi qu'avec des sels intermédiaires, basiques et parfois acides.

2 CO 3 + 4HBr = 2CuBr 2 + CO 2 + 3H 2 O

Mg(HCO 3) 2 + 2HCl = MgCl 2 + 2CO 2 + 2H 2 O

2KHSO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2SO 2 + 2H 2 O

Notez que les acides polybasiques se dissocient progressivement et qu'à chaque étape suivante, la dissociation est plus difficile. Par conséquent, avec un excès d'acide, des sels acides se forment le plus souvent, plutôt que des sels moyens.

Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

Na 2 S + H 3 PO 4 = Na 2 HPO 4 + H 2 S

NaOH + H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + H 2 O

KOH + H 2 S = KHS + H 2 O

À première vue, la formation de sels acides peut paraître surprenante monobasique acide hydrofluorique. Cependant, ce fait peut s'expliquer. Contrairement à tous les autres acides halohydriques, l'acide fluorhydrique en solution est partiellement polymérisé (en raison de la formation de liaisons hydrogène) et diverses particules (HF) X peuvent y être présentes, à savoir H 2 F 2, H 3 F 3, etc.

Un cas particulier d'équilibre acido-basique - réactions d'acides et de bases avec des indicateurs qui changent de couleur en fonction de l'acidité de la solution. Les indicateurs sont utilisés dans l'analyse qualitative pour détecter les acides et les bases dans les solutions.

Les indicateurs les plus couramment utilisés sont tournesol(V. neutre environnement violet, V aigre - rouge, V alcalin - bleu), orange de méthyle(V. aigre environnement rouge, V neutre - orange, V alcalin - jaune), phénolphtaléine(V. très alcalin environnement rouge framboise, V neutre et acide - incolore).

Propriétés spécifiques différents acides peuvent être de deux types : d'une part, les réactions conduisant à la formation sels insolubles, et deuxièmement, transformations rédox. Si les réactions liées à la présence de l'ion H + sont communes à tous les acides (réactions qualitatives de détection des acides), des réactions spécifiques sont utilisées comme réactions qualitatives pour les acides individuels :

Ag + + Cl - = AgCl (précipité blanc)

Ba 2+ + SO 4 2- = BaSO 4 (précipité blanc)

3Ag + + PO 4 3 - = Ag 3 PO 4 (précipité jaune)

Certaines réactions spécifiques des acides sont dues à leurs propriétés rédox.

Les acides anoxiques dans une solution aqueuse ne peuvent être qu'oxydés.

2KMnO 4 + 16HCl = 5Сl 2 + 2КСl + 2МnСl 2 + 8Н 2 O

H 2 S + Br 2 = S + 2НВг

Les acides contenant de l'oxygène ne peuvent être oxydés que si l'atome central qu'ils contiennent est dans un état d'oxydation inférieur ou intermédiaire, comme, par exemple, dans l'acide sulfureux :

H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2HCl

De nombreux acides contenant de l'oxygène, dans lesquels l'atome central a l'état d'oxydation maximal (S +6, N +5, Cr +6), présentent les propriétés d'agents oxydants puissants. Le H 2 SO 4 concentré est un agent oxydant puissant.

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Pb + 4HNO 3 = Pb(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

C + 2H 2 SO 4 (conc) = CO 2 + 2SO 2 + 2H 2 O

Il faut rappeler que :

Les solutions acides réagissent avec les métaux situés à gauche de l'hydrogène dans la série de tensions électrochimiques, sous réserve d'un certain nombre de conditions, dont la plus importante est la formation d'un sel soluble à la suite de la réaction. L'interaction de HNO 3 et H 2 SO 4 (conc.) avec les métaux se déroule différemment.

L'acide sulfurique concentré à froid passive l'aluminium, le fer et le chrome.

Dans l'eau, les acides se dissocient en cations hydrogène et anions de résidus acides, par exemple :

Les acides inorganiques et organiques réagissent avec les oxydes basiques et amphotères, à condition qu'un sel soluble se forme :

Les deux acides réagissent avec les bases. Les acides polybasiques peuvent former à la fois des sels intermédiaires et des sels acides (ce sont des réactions de neutralisation) :

La réaction entre les acides et les sels ne se produit que si un précipité ou un gaz se forme :

L'interaction de H 3 PO 4 avec le calcaire s'arrêtera en raison de la formation du dernier précipité insoluble de Ca 3 (PO 4) 2 à la surface.

Les particularités des propriétés des acides nitrique HNO 3 et sulfurique concentré H 2 SO 4 (conc.) sont dues au fait que lorsqu'ils interagissent avec des substances simples (métaux et non-métaux), les agents oxydants ne seront pas des cations H + , mais des ions nitrate et sulfate. Il est logique de s'attendre à ce qu'à la suite de telles réactions, ce ne soit pas de l'hydrogène H2 qui se forme, mais d'autres substances soient obtenues : nécessairement du sel et de l'eau, ainsi qu'un des produits de la réduction des ions nitrate ou sulfate, selon la concentration des acides, la position du métal dans la série de tensions et les conditions de réaction (température, degré de broyage du métal, etc.).

Les notions de volatilité et de stabilité (stabilité) sont souvent confondues. Les acides volatils sont des acides dont les molécules passent facilement à l'état gazeux, c'est-à-dire s'évaporent. Par exemple, l’acide chlorhydrique est un acide volatil mais stable. Il est impossible de juger de la volatilité des acides instables. Par exemple, l'acide silicique non volatil et insoluble se décompose en eau et SiO 2. Les solutions aqueuses d'acides chlorhydrique, nitrique, sulfurique, phosphorique et d'un certain nombre d'autres acides sont incolores. Une solution aqueuse d'acide chromique H 2 CrO 4 est de couleur jaune et l'acide de manganèse HMnO 4 est pourpre.

Matériel de référence pour passer le test :

Tableau de Mendeleïev

Tableau de solubilité

Les acides sont des composés chimiques capables de donner un ion hydrogène chargé électriquement (cation) et également d'accepter deux électrons en interaction, entraînant la formation d'une liaison covalente.

Dans cet article, nous examinerons les principaux acides étudiés dans les classes intermédiaires des écoles secondaires et apprendrons également de nombreux faits intéressants sur une grande variété d'acides. Commençons.

Acides : types

En chimie, il existe de nombreux acides différents qui ont des propriétés très différentes. Les chimistes distinguent les acides par leur teneur en oxygène, leur volatilité, leur solubilité dans l'eau, leur force, leur stabilité et s'ils appartiennent à la classe organique ou inorganique des composés chimiques. Dans cet article, nous examinerons un tableau qui présente les acides les plus connus. Le tableau vous aidera à mémoriser le nom de l'acide et sa formule chimique.

Ainsi, tout est clairement visible. Ce tableau présente les acides les plus connus de l'industrie chimique. Le tableau vous aidera à mémoriser les noms et les formules beaucoup plus rapidement.

Acide sulfure d'hydrogène

H 2 S est un acide sulfure d'hydrogène. Sa particularité réside dans le fait qu’il s’agit aussi d’un gaz. Le sulfure d'hydrogène est très peu soluble dans l'eau et interagit également avec de nombreux métaux. L'acide sulfure d'hydrogène appartient au groupe des « acides faibles », dont nous considérerons des exemples dans cet article.

H 2 S a un goût légèrement sucré et également une très forte odeur d'œuf pourri. Dans la nature, on le trouve dans les gaz naturels ou volcaniques, et il est également libéré lors de la dégradation des protéines.

Les propriétés des acides sont très diverses ; même si un acide est indispensable dans l'industrie, il peut être très nocif pour la santé humaine. Cet acide est très toxique pour l'homme. Lorsqu'une petite quantité de sulfure d'hydrogène est inhalée, une personne ressent des maux de tête, de graves nausées et des étourdissements. Si une personne inhale une grande quantité de H 2 S, cela peut entraîner des convulsions, un coma ou même une mort instantanée.

Acide sulfurique

H 2 SO 4 est un acide sulfurique fort, auquel les enfants sont initiés dans les cours de chimie de la 8e année. Les acides chimiques tels que l'acide sulfurique sont des agents oxydants très puissants. H 2 SO 4 agit comme agent oxydant sur de nombreux métaux, ainsi que sur les oxydes basiques.

Le H 2 SO 4 provoque des brûlures chimiques lorsqu'il entre en contact avec la peau ou les vêtements, mais il n'est pas aussi toxique que le sulfure d'hydrogène.

Acide nitrique

Les acides forts sont très importants dans notre monde. Exemples de tels acides : HCl, H 2 SO 4, HBr, HNO 3. HNO 3 est un acide nitrique bien connu. Il a trouvé de nombreuses applications dans l’industrie ainsi que dans l’agriculture. Il est utilisé dans la fabrication de divers engrais, dans la fabrication de bijoux, dans l'impression de photographies, dans la production de médicaments et de colorants, ainsi que dans l'industrie militaire.

Les acides chimiques comme l’acide nitrique sont très nocifs pour l’organisme. Les vapeurs de HNO 3 laissent des ulcères, provoquent une inflammation aiguë et une irritation des voies respiratoires.

Acide nitreux

L'acide nitreux est souvent confondu avec l'acide nitrique, mais il existe une différence entre eux. Le fait est qu'il est beaucoup plus faible que l'azote, il a des propriétés et des effets complètement différents sur le corps humain.

HNO 2 a trouvé de nombreuses applications dans l'industrie chimique.

Acide hydrofluorique

L'acide fluorhydrique (ou fluorure d'hydrogène) est une solution de H 2 O avec HF. La formule acide est HF. L'acide fluorhydrique est très activement utilisé dans l'industrie de l'aluminium. Il est utilisé pour dissoudre les silicates, graver le silicium et le verre silicaté.

Le fluorure d'hydrogène est très nocif pour le corps humain et, selon sa concentration, peut constituer un stupéfiant léger. S'il entre en contact avec la peau, aucun changement ne se produit au début, mais après quelques minutes, une douleur aiguë et une brûlure chimique peuvent apparaître. L'acide fluorhydrique est très nocif pour l'environnement.

Acide hydrochlorique

HCl est du chlorure d'hydrogène et est un acide fort. Le chlorure d'hydrogène conserve les propriétés des acides appartenant au groupe des acides forts. L'acide est transparent et incolore, mais fume à l'air. Le chlorure d'hydrogène est largement utilisé dans les industries métallurgiques et alimentaires.

Cet acide provoque des brûlures chimiques, mais le contact avec les yeux est particulièrement dangereux.

Acide phosphorique

L'acide phosphorique (H 3 PO 4) est un acide faible dans ses propriétés. Mais même les acides faibles peuvent avoir les propriétés des acides forts. Par exemple, H 3 PO 4 est utilisé dans l'industrie pour restaurer le fer de la rouille. De plus, l'acide phosphorique (ou orthophosphorique) est largement utilisé en agriculture - de nombreux engrais différents en sont fabriqués.

Les propriétés des acides sont très similaires - presque chacun d'entre eux est très nocif pour le corps humain, H 3 PO 4 ne fait pas exception. Par exemple, cet acide provoque également de graves brûlures chimiques, des saignements de nez et des éclats de dents.

Acide carbonique

H 2 CO 3 est un acide faible. Il est obtenu en dissolvant le CO 2 (dioxyde de carbone) dans H 2 O (eau). L'acide carbonique est utilisé en biologie et en biochimie.

Densité de divers acides

La densité des acides occupe une place importante dans les parties théoriques et pratiques de la chimie. En connaissant la densité, vous pouvez déterminer la concentration d'un acide particulier, résoudre des problèmes de calcul chimique et ajouter la quantité correcte d'acide pour terminer la réaction. La densité de tout acide change en fonction de la concentration. Par exemple, plus le pourcentage de concentration est élevé, plus la densité est élevée.

Propriétés générales des acides

Absolument tous les acides le sont (c'est-à-dire qu'ils sont constitués de plusieurs éléments du tableau périodique) et ils incluent nécessairement H (hydrogène) dans leur composition. Nous examinerons ensuite lesquels sont courants :

Tous les acides contenant de l'oxygène (dans la formule desquels O est présent) forment de l'eau lors de la décomposition, et les acides sans oxygène se décomposent également en substances simples (par exemple, 2HF se décompose en F 2 et H 2).
Les acides oxydants réagissent avec tous les métaux de la série d'activités métalliques (uniquement ceux situés à gauche de H).
Ils interagissent avec divers sels, mais uniquement avec ceux formés par un acide encore plus faible.

Les acides diffèrent fortement les uns des autres par leurs propriétés physiques. Après tout, ils peuvent avoir une odeur ou non, et également se trouver dans divers états physiques : liquides, gazeux et même solides. Les acides solides sont très intéressants à étudier. Exemples de tels acides : C 2 H 2 0 4 et H 3 BO 3.

Concentration

La concentration est une valeur qui détermine la composition quantitative de toute solution. Par exemple, les chimistes doivent souvent déterminer la quantité d'acide sulfurique pur présente dans l'acide dilué H 2 SO 4. Pour ce faire, ils versent une petite quantité d’acide dilué dans une tasse à mesurer, la pèsent et déterminent la concentration à l’aide d’un tableau de densité. La concentration d'acides est étroitement liée à la densité ; souvent, lors de la détermination de la concentration, des problèmes de calcul surviennent lorsque vous devez déterminer le pourcentage d'acide pur dans une solution.

Classification de tous les acides selon le nombre d'atomes d'hydrogène dans leur formule chimique

L'une des classifications les plus populaires est la division de tous les acides en acides monobasiques, dibasiques et, par conséquent, tribasiques. Exemples d'acides monobasiques : HNO 3 (nitrique), HCl (chlorhydrique), HF (fluorhydrique) et autres. Ces acides sont appelés monobasiques, car ils ne contiennent qu'un seul atome H. Il existe de nombreux acides de ce type, il est impossible de se souvenir absolument de chacun. Il faut juste se rappeler que les acides sont classés selon le nombre d'atomes H dans leur composition. Les acides dibasiques sont définis de la même manière. Exemples : H 2 SO 4 (sulfurique), H 2 S (sulfure d'hydrogène), H 2 CO 3 (charbon) et autres. Tribasique : H 3 PO 4 (phosphorique).

Classification de base des acides

L'une des classifications d'acides les plus populaires est leur division en acides contenant de l'oxygène et sans oxygène. Comment se rappeler, sans connaître la formule chimique d'une substance, qu'il s'agit d'un acide contenant de l'oxygène ?

Tous les acides sans oxygène manquent de l'élément important O - l'oxygène, mais ils contiennent du H. Par conséquent, le mot « hydrogène » est toujours attaché à leur nom. HCl est un H 2 S - sulfure d'hydrogène.

Mais vous pouvez également écrire une formule basée sur les noms des acides contenant des acides. Par exemple, si le nombre d'atomes O dans une substance est de 4 ou 3, alors le suffixe -n-, ainsi que la terminaison -aya-, sont toujours ajoutés au nom :

H 2 SO 4 - soufre (nombre d'atomes - 4);
H 2 SiO 3 - silicium (nombre d'atomes - 3).

Si la substance contient moins de trois ou trois atomes d'oxygène, alors le suffixe -ist- est utilisé dans le nom :

HNO 2 - azoté ;
H 2 SO 3 - sulfureux.

Les propriétés générales

Tous les acides ont un goût aigre et souvent légèrement métallique. Mais il existe d’autres propriétés similaires que nous allons maintenant considérer.

Il existe des substances appelées indicateurs. Les indicateurs changent de couleur, ou la couleur reste, mais sa teinte change. Cela se produit lorsque les indicateurs sont affectés par d'autres substances, telles que des acides.

Un exemple de changement de couleur est un produit aussi familier que le thé et l'acide citrique. Lorsque du citron est ajouté au thé, le thé commence progressivement à s'éclaircir sensiblement. Cela est dû au fait que le citron contient de l’acide citrique.

Il existe d'autres exemples. Le tournesol, de couleur lilas dans un environnement neutre, devient rouge lorsque de l'acide chlorhydrique est ajouté.

Lorsque les tensions sont dans la série de tensions avant l'hydrogène, des bulles de gaz sont libérées - H. Cependant, si un métal qui est dans la série de tensions après H est placé dans un tube à essai avec de l'acide, alors aucune réaction ne se produira, il n'y aura pas dégagement de gaz. Ainsi, le cuivre, l’argent, le mercure, le platine et l’or ne réagiront pas avec les acides.

Dans cet article, nous avons examiné les acides chimiques les plus connus, ainsi que leurs principales propriétés et différences.

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